esmalt ühe elektroniga ja alles siis tulevad paarilised Hundi reegel Elektronvalemid Element Orbitaal Elektronvalem (jrk nr) 1s 2s 2px 2py 2pz 3s 3px 3py 3pz H (1) 1s1 C (6) 1s22s22p2 N (7) 1s22s22p3 O (8) 1s22s22p4 Na (11) 1s22s22p63s1 P (15) 1s22s22p63s23p3 S (16) 1s22s22p63s23p4 Cl (17) 1s22s22p63s23p5 Keemiline side · On efekt mille tulemusena on kahe teineteisest teatud
vees lahustub minimaalselt ja pole mürgine Õhus on teda 78% mahu järgi ja sealt teda ka toodetakse.Kuulub valkude, nukleiinhapete jmt koostisse. Mineraale eriti ei teata, ainus oluline on nn Chile salpeeter - NaNO 3 Laboris võib lämmastikku saada ammooniumnitriti lagundamisel. NH 4NO2 = N2 + 2H2O Oksüdatsiooniastmed, aatomi ja molekuli ehitus Oksüdatsiooniastmed: minimaalne -III ja maksimaalne V Aatomi ja molekuli ehitus: +7/ 2) 5) 1s22s22p3 seega on tal 3 paardumata elektroni ja molekulis seetõttu kolmikside : N ::: N : Tavatemperatuuril on lämmastik inertne,kuid kuumutamisel kolmikside (osaliselt)laguneb, tekivad . N :: N. ja lõpuks tekivad ka üksikud aatomid Paardumata elektronide olemasolu tõttu on lämmastik kõrgel temperatuuril reaktsioonivõimeline Keemilised omadused Keemilised omadused · Toatemperatuuril reageerib vaid mõne metalliga ( Li , U )
H = 0 Lämmastik võib reageerida eritingimustel ka vesinikuga, moodustades ammoniaagi NH3 Ühendites on lämmastiku oksüdatsiooniaste 3 kuni +5. Teise perioodi elemendina saab lämmastik moodustada vaid 4 kovalentset sidet, sel puhul on ta positiivselt laetud, seega iooniline side on viies. Lämmastik moodustab stabiilse oksiidi iga oksüdatsiooniastmega 1-st 5-ni. Lämmastiku ühenditest vesinikuga on stabiilseim ammoniaak (NH3). Aatomi ja molekuli ehitus: +7/ 2) 5) 1s22s22p3 Lämmastiku ladinakeelne nimetus on nitrogenium, mille võttis teaduses kasutusele Chaptal ning tähendab "salpeetri tekitaja" ja elemendi sümbol on N. Lämmastiku avastas Daniel Rutherford 1772 aastal Edinburgis. Põlemist mittesoodustava gaasina nimetati teda algul "mürgiseks õhuks". Fosfor Fosfor (keemiline sümbol P) on keemiline element järjenumbriga 15. Fosfori ainus looduslik isotoop on massiarvuga 31. Fosfor lihtainena esineb üldiselt kolme allotroopse vormina:
LÄMMASTIK 1. Üldiseloomustus · Asub VA rühmas 2. perioodis. Elektronvalem on 1s22s22p3. Koosneb kaheaatomilistest molekulidest (N2). · Looduses: põhiosa atmosfääris (õhus N-78%, O2-21%, Ar-0,9%), väga oluline taimedele (valkude jt. ühendite süntees), lämmastiku ringe, happevihmad. · Lämmastik on väheaktiivne (inertne) => kasut elektripirnides. · N2 lõhnata, värvitu gaas. Vees vähe lahutuv. Ei võimalda põlemist (lämmatava toimega). · Väga kõrgel to (näiteks äike) tekib lämmastikoksiid (N2+O22NO). 2. Ühendid
orgaanilised. * Valents keemilise sideme moodustamise võimalus. -) Valentsus saab esineda vaid siis kui on vabu elektrone. *) Süsiniku valentsolekud: C : +6/ 2) 4); 1s22s22p2 => -) Süsinik on neljavalentne ning saab moodustada neli sidet. *) Hapniku valentsolekud: O: +8/ 2) 6); 1s22s22p4 -) Hapnik on kahevalentne ning saab moodustada kaks sidet. *) Lämmastiku valentsolekud: N: +7/ 2) 5); 1s22s22p3 -) Lämmastik on kolmevalentne ning saab moodustada kolm sidet. *) Vesiniku valentsolekud: H: +1/ 1); 1s2 -) Vesinik on ühevalentne ning saab moodustada ühe sideme. * Süsinik võib moodustada pikki ja erineva kujuga süsinikahelaid: -) Hargnemata süsinikahel: (normaal) *) Süsinikud asetsevad järjest kõrvuti. -) Hargnenud süsinikahel: (iso) *) Ühe või mitme järjest asetseva süsiniku juurest eraldub veel teises suunas mõni ahel.
orbitaalil ja 3 paardumata elektroni p-orbitaalidel (s2p3). Lämmastik ja fosfor on mittemetallid, arseen ja antimon on poolmetallid ning vismut on metall. Seega toimub penteelide rühmas üleminek: mittemetall--poolmetall--metall. Panteelide ja vesiniku ühendite üldvalem on EH3. Hapnikuga moodustavad penteelid oksiide E2O3 ja E2O5 (P puhul P4O10). Viimasele oksiidile vastab hape HEO3 või H3EO4. LÄMMASTIK--NITROGENIUM--N 1s22s22p3 Lämmastik paikneb Mendelejevi perioodilisuse süsteemi V rühmas. Tema väliselektronkihil on üks elektronpaar (2s2) ja 3 paardumata p-elektroni (2p3). Paardumata elektronide arvel võib lämmastik moodustada 3 kovalentset sidet ning loovutada elektronpaari (2s2) koordinatiivse sideme moodustamiseks, seega võib lämmastik ühendites olla maksimaalselt neljavalentne (nt. ühendeis N2O5, HNO3). Lämmastiku oksüdatsiooni aste on tavaliselt II (NH3) kuni V (HNO3). 1. Leidumine looduses
annaabi.ee 
